La materia.

Elaborado por: Nubia Ortega N.

La materia. Clasificación.

Leyes Ponderales:

Ley de Conservación de la Masa (o de Lavoisier):

Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):

Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):

Son las leyes generales que rigen las

combinaciones químicas. Se basan en la

experimentación y miden cuantitativamente la

cantidad de materia que interviene en las

reacciones químicas

En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa

total de las sustancias existentes se conserva. En una reacción química la

masa de los reactivos es la misma masa que la de los productos.

Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un

determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con

independencia de su estado físico y forma de obtención.

Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para

dar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno de

ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo que

las cantidades variables del 2º elemento guardan entre sí una relación de

números enteros sencillos.

John Dalton (1808):

Cada elemento está compuesto por átomos

Todos los átomos de un elemento son idénticos

Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de

dos o más elementos.

En una reacción química los átomos no cambian. Los átomos se

redistribuyen en una reacción química

Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS de la

Química, es decir, LAS LEYES PONDERALES

Teoría Atómica de Dalton

Masas atómicas.

Escala de masa (o peso) atómica

1H pesa 1,6735 x 10-24 g y 16O 2,6560 x 10-23 g.

Se define la masa del isótopo 12C como equivalente a 12 unidades de

masa atómica (umas) el 12C pesa 12 veces 1 uma

uma (u): 1/12 de la masa del isótopo carbono-12

1 uma = 1.66054 x 10-24 g

1 g = 6.02214 x 1023 umas

De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos atómicos,

que suele aparecer en la Tabla Periódica.

1H pesa 1,00797 veces 1 uma y 16O pesa 15,9994 veces 1 uma

IUPAC. Escala de masas atómicas relativas cuyo patrón de referencia

es el átomo de carbono-12

X A A – Número másico Nº Total Protones y Neutrones

Z

Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones

C

C – Carga iónica Valores + o -

Dos isótopos son dos átomos de un mismo elemento que difieren en el número másico A.

Isótopo Z A Nº Protones Nº Neutrones

Uranio 235 92 235 92 143

Uranio 238 92 238 92 146

Isótopos y número másico.

Isótopo: especie química de un mismo elemento que se diferencia en el número de neutrones del núcleo y por lo tanto en su masa. Cada elemento puede tener varios isótopos que aparecen en la naturaleza con una frecuencia relativa distinta y característica

A - Z

Masas atómicas y abundancia isotópica

• El isótopo 12C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tres

isótopos en la Naturaleza: 12C, 13C y 14C.

• La masa atómica de un elemento es la media ponderada de la

masa de sus distintos isótopos.

• Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa

atómica del elemento es la media proporcional de las masas

de los isótopos que lo componen:

Masa atómica (umas)

Abundancia (%)

35Cl 34.97 75.53

37Cl 36.97 24.47

Luego la masa atómica del cloro es:

34.97 x + 36.97 x = 75.53

100

24.47

100

35.46 umas

M= ∑(masa atómica relativa del isótopo * frecuencia relativa %)/100

Masas moleculares

La masa molecular se define como: ∑(subíndice * Masa atómica relativa)

H2SO4 M = 2 · M(H) + 1 · M(S) + 4 · M(O)

En el Sistema periódico nos aparece:

M(H) = 1 u

M(S) = 32’1 u

M(O) = 16 u

La masa (o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en umas)

de los átomos de la fórmula de dicha sustancia

Con lo cual: M(H2SO4) = 2·1+32’1+4·16 = 98’1 u

Número de Avogadro

Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su

masa atómica contiene el mismo número de átomos NA,

independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce

como Número de Avogadro

NA = 6.022 x 1023

Masa atómica de H: 1.008 umas NA = 6.022 x 1023 át de H

Masa atómica de He: 4.003 umas NA = 6.022 x 1023 át de He

Masa atómica de S: 32.07 umas NA = 6.022 x 1023 át de S

El número de átomos de Carbono que hay en 12 g de 12C son NA

Molécula

Número de Avogadro de moléculas

El mol

Mol (n): cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como las

que hay en 12 g de 12C, es decir, NA de partículas. (cuando se usa el

mol hay que especificar a que particulas nos referimos)

1 NA = 1 mol de

El mol y la Masa Molar

Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene

el Número de Avogadro de esa sustancia:

Un mol de He 6.022 x 1023 át de He

Un mol de H2O 6.022 x 1023 moléculas de H2O

Un mol de CH4 6.022 x 1023 moléculas de CH4

Luego la masa de un mol de H2SO4 es 98’1 gramos (98’1 grs/mol) o la de la

glucosa es:

M(C6H12O6) = 6(12.0 u) + 12(1.0 u) + 6(16.0 u) = 180 umas 180 grs/mol

La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc. Se

representa mediante la letra M y se expresa en g/mol.

Podemos constatar que el valor numérico de la masa atómica o molecular

relativa coincide con el valor numérico de la masa molar

Conversiones mol-gramo

Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo

hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia o utilizar un

factor de conversión: n =

m

M

¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H2SO4)?

Ya sabemos que la masa molar del ácido sulfúrico es de 98 grs/mol, por lo que

24,5 g de H2SO4 x 1 mol de H2SO4

98 g de H2SO4

= 0.25 mol de H2SO4

M = Nº moles

masa =

m

n

Conversiones gramos-átomos

¿Cuántos átomos de Carbono hay en 0’88 g de propano?

m n

Masa

molar

molec

NA

át.

subíndice

El propano tiene como fórmula molecular C3H8

con lo cual M(C3H8) = 3 · 12 + 8 · 1 = 44 g/mol

1. Pasamos los gramos a moles con la masa molar.

0’88 g C3H8

1 mol C3H8

44 g C3H8

0’02

2. Pasamos los moles a moléculas con el número de Avogadro.

1 mol C3H8

6’022 · 1023 moléc. C3H8

1’2 · 1022

3. Multiplicamos el número de moléculas por el subíndice del carbono en la

molécula de propano (3) para obtener el número de átomos.

1 moléc. C3H8

3 át. C = 3’61 · 1022 át. C

Composición centesimal

Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno

de los elementos presentes en un compuesto.

% elemento = Subíndice * masa del elemento

masa total del compuesto x 100

Ejemplo: H2SO4

Masa molar = 98 g/mol

H : 2 · M(H) = 2 · 1 = 2

O : 4 · M(O) = 4 · 16 = 64

S : 1 · M(S) = 1 · 32 = 32

% H = 2

98 x 100 = 2’04 % de H

% O = 64

98 x 100 = 65’3 % de O

% S = 32

98 x 100 = 32’65 % de S

Fórmula empírica

A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse

mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula

más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de

números enteros entre los átomos que lo componen.

Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64

g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.

6.64 g de K x 1 mol de K

39.1 g de K = 0.170 mol de K

8.84 g de Cr x 1 mol de Cr

52.0 g de Cr = 0.170 mol de Cr

9.52 g de O x 1 mol de O

16.0 g de O = 0.595 mol de O

a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

= 1 mol K /mol K

= 1 mol Cr /mol K

= 3.5 mol O /mol K

1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7

Se multiplica para obtener una relación de números enteros simples. En este caso *2

Fórmula molecular La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la

fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es

CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real,

mientras que su fórmula molecular es C6H6. (molécula real)

“CH”

fórmula empírica

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

C6H6

fórmula molecular

Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica.

Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es 180 g/mol. Escribir su fórmula molecular.

Fórmula molecular = (CH2O)n Masa (CH2O) = 12 + 2 + 16 = 30,

n = 180 grs/mol glucosa

30 grs de CH2O = 6 (CH2O)6

C6H12O6 n = Masa molar real

Masa molar empírica Fórmula empírica

Fórmula empírica y molecular

Un hidrocarburo contiene 85’63 % de C y 14’37 % de H. Si su masa molar es 28 g/mol, cálcula su fórmula molecular:

Primero calculamos la fórmula empírica de este hidrocarburo:

85’63 g de C

12 g/mol

= 7’14 mol de C

14’37 g de H

1 g/mol

= 14’37 mol de H

7’14

7’14 = 1 átomo de C

14’37

7’14 = 2 átomo de H

Por lo tanto, la fórmula empírica es CH2 Y su masa es: 12 + 2 = 14

Con lo cual n valdrá: n = Masa molar real

Masa molar empírica n =

28

14 = 2

La fórmula molecular del compuesto quedará como: (CH2)2 , es decir, C2H4

Se dividen todos por el nº menor de moles

0’06759 mol C

0’1352 mol H

0’06761 mol Oxig.

0’06759

0’06759

0’1352

0’06759

0’06761

0’06759

= 1

= 2

= 1

CH2O

Por lo tanto, la fórmula empírica es CH2O Y su masa es: 12 + 2 + 16 = 30

Con lo cual n valdrá: n = Masa molar real

Masa molar empírica n =

90

30 = 3

La fórmula molecular del compuesto quedará como: (CH2O)3 , es decir, C3H6O3

Si su masa molar es 90 g/mol, cálcula su fórmula molecular:

Fórmula empírica y molecular